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Espèces chimiques
1. Atomes, molécules et ions
Une « espèce chimique » est un ensemble d’entés élémentaires idenques, telles que les
atomes, les molécules et les ions.
Les espèces chimiques constuées d’atomes sont appelées « espèces atomiques » ; celles
constuées de molécules sont appelées « espèces moléculaires » et celles constuées
d’ions sont appelées « espèces ioniques ». L’appellaon « espèce ionique » regroupe égale-
ment les espèces chimiques constuées de solides ioniques.
Les atomes se repèrent à leur symbole qui se compose d'une lere majuscule suivie d'une
minuscule (ou deux pour certains symboles). Les atomes sont électriquement neutres, et
sont répertoriés dans le tableau périodique (tableau de Mendeleïev).
Les molécules sont des assemblages organisés d'au moins deux atomes (idenques ou
diérents), et sont donc également électriquement neutres.
Les ions, à la diérence des atomes, sont électriquement chargés. La charge électrique est
notée en exposant dans leur formule chimique. Les ions chargés posivement sont appelés
« caons » ; ceux chargés négavement sont appelés « anions ».
Les ions formés à parr d'un seul atome sont des « ions monoatomiques » ; ceux formés à
parr de plusieurs atomes sont des « ions polyatomiques ».
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Le terme « espèce chimique » regroupe également un ensemble de radi-
caux idenques (il s’agit dans ce cas d’une « espèce radicalaire »).

Espèces chimiques atomiques moléculaires ioniques
Atomes Molécules Solides
ioniques
Ions monoatomiques
Entés élémentaires
Caons Anions
C H O N
Cu Fe Zn
Al Au Ag
O2 N2 H2O
CO2 CO
CH4 C4H10
NaCl
CuSO4
NaOH
H+ Na+
Cu2+ Zn2+
Fe2+ Fe3+
F- Cl-
O2-
Ions polyatomiques
Caons Anions
NH4
HO- SO4
Electriquement neutres Chargées
2. Corps purs et mélanges
Un corps pur est composé d'une seule espèce chimique (atomique, moléculaire ou io-
nique), alors qu’un mélange est composé de plusieurs espèces chimiques diérentes. Au-
trement dit, un mélange conent au moins deux corps purs diérents.
Exemples de corps purs : l'eau
pure (constuée de molécules
d'eau H2O), le dioxygène pur
(constué de molécules de
dioxygène O2), le fer pur
(constué d’atomes de fer Fe).
Exemples de mélanges : l'eau salée (constuée
de molécules d'eau H2O, d’ions chlorure Cl- et
d’ions sodium Na+), l'eau sucrée (constuée de
molécules d'eau H2O et de molécules de glu-
cose C6H12O6), l'air (constué - principalement
- de molécules de dioxygène O2 et de molé-
cules de diazote N2).
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Par exemple, le chlorure de sodium
(sel de table) est une espèce ionique.
Le solide ionique qui la constue a
pour formule chimique NaCl ; c’est un
assemblage d'ions chlorure Cl- et
d'ions sodium Na+ (en nombre égal de
façon à ce que chaque charge néga-
ve d'un ion chlorure Cl- soit annulée
par une charge posive d'un ion so-
dium Na+).
Les solides ioniques (ou « composés io-
niques ») sont des empilements alternés de
caons (ions posifs) et d'anions (ions né-
gafs), dont le nombre implique la neutrali-
té électrique.
Le terme « espèce chimique (ionique) » est
employé bien qu’un solide ionique soit
constué de deux ions diérents, car les
ions sont indissociables.

Une soluon est un mélange homogène (le plus souvent liquide), que l’on obent après
dissoluon d'une espèce chimique (appelée « le soluté ») dans un solvant. On dit que le
soluté est « soluble » dans le solvant.
Une soluon dans laquelle le solvant est l’eau est appelée « soluon aqueuse ».
Soluon Solvant
Soluté Espèce(s) chimique(s)
présente(s) après
dissoluon
Nom - état physique Formule
Eau sucrée Eau pure Glucose - solide
(espèce moléculaire)
C6H12O6
(molécule)
Eau salée Eau pure Chlorure de sodium - solide
(espèce ionique)
NaCl
(solide ionique)
Na+ + Cl-
(ions)
Eau gazeuse Eau pure Dioxyde de carbone - gaz
(espèce moléculaire)
CO2
(molécule)
3. Dissolution et solutions
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*Ce phénomène est appelé « solvataon »
Le terme « solvant » est également employé au cours des diluons et des extracons.
Le soluté peut être une espèce moléculaire ou une espèce ionique. Au cours de la dissolu-
on, les molécules ou les ions qui le constuent se dispersent dans le solvant*. Lorsque le
soluté est une espèce ionique, la soluon obtenue est appelée « soluon ionique ».
*L'eau dans laquelle la vie aquaque est possible
conent un gaz dissous : le dioxygène (espèce mo-
léculaire constuée de molécules de formule O2)
Très souvent, le soluté est à
l’état solide, mais il peut éga-
lement être à l’état gazeux*.

4. Miscibilité
Le soluté peut également être un liquide, mais dans ce cas il est dicile de dire lequel des
deux liquides est le solvant et lequel est le soluté.
On préfère donc employer le terme « miscibilité » : si deux liquides sont miscibles, ils for-
ment un mélange homogène. Sinon, ils forment un mélange hétérogène.
Eau
(liquide)
Huile
(liquide)
Ethanol
(liquide)
Cyclohexane
(liquide)
Eau
(liquide) Non-miscibles Miscibles Non-miscibles
Huile
(liquide) Non-miscibles Non-miscibles Miscibles
Ethanol
(liquide) Miscibles Non-miscibles Non-miscibles
Cyclohexane
(liquide) Non-miscibles Miscibles Non-miscibles
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5. Solubilité
Un solvant ne peut dissoudre qu’une certaine quanté de soluté solide ou gazeux. La limite
est donnée par la solubilité. La solubilité exprime donc la capacité du soluté à se dissoudre
dans le solvant. Elle se mesure en kg.m-3 (unité SI*), mais on ulise plus couramment les
unités g.L-1 , mg.L-1, mg.L-1ou encore mg.mL-1
*unité SI = unité du Système Internaonal
Les notaons avec les puissances
(kg.m-3, g.L-1, etc.) remplacent celles
aves les « / » (kg/m3, g/L, etc.)
Solubilité dans l'eau
à T = 25°C et p = 1 bar
Chlorure de sodium (solide) s = 375 g.L-1
Glucose (solide) s ≈ 700 g.L-1
Dioxyde de carbone (gaz) s = 1,7 g.L-1
Dioxygène (gaz) s = 8,3 mg.L-1
La solubilité dépend du solvant ulisé : alors que, dans l'eau, la solubilité du chlorure
de sodium est égale à 375 g.L-1, elle est presque nulle dans l'éthanol. Autrement dit, le
chlorure de sodium n’est presque pas soluble dans l’éthanol, alors qu'il est très soluble
dans l'eau.
Lorsqu’on dépasse la limite de solubilité, on dit que la soluon est saturée : dans le cas
d’un soluté solide, celui en excès (en trop) se déposera au fond du récipient ; dans le cas
d’un soluté gazeux, des bulles apparaîtront (dégazage).
La solubilité dépend de la température et celle
des gaz augmente avec la pression.
Par exemple, la solubilité du
dioxygène (gaz) dans l’eau à
p = 2 bar est égale à 16,6 mg.L-1
contre 8,3 mg.L-1 à 1 bar.
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